• ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. • ВОССТАНОВИТЕЛИ. • Составление уравнений реакций. • МАТЕРИАЛЫ ВЕБИНАРА ДЛЯ ТРЕНИНГА • Характеристика общих свойств восстановителей • 1. Основная функция восстановителей – отдача электронов; • Отдавая электроны, восстановитель образует окисленные формы – окислители; • 2. Соединения с минимальной степенью окисления – только восстановители; • 3. Все металлы в свободном состоянии – только восстановители, их активность может быть оценена по ряду активности (напряжения) металлов; • 4. Более активные металлы, стоящие в ряду активности (напряжения) левее будут вытеснять менее активные (стоящие правее) металлы из их соединений; • 5. Фтор (-1) никогда в химических реакциях не бывает восстановителем, только в электрохимических процессах он проявляет восстановительные свойства; • 6. Кислород в нулевой степени окисления выступает в роли восстановителя только в реакции с фтором, образуя положительную степень окисления (+2); • 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз восстановительные свойства элементов усиливаются; • 8. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов ПСЭ восстановительные свойства элементов ослабевают; • 9. В чётных рядах больших периодов ПСЭ восстановительные свойства уменьшаются крайне медленно; • 10. С увеличением радиусов атомов их восстановительная способность увеличивается; • 11. Чем больше отрицательный заряд на частице, тем сильнее восстановительные свойства; • 12.Образование нерастворимых или газообразных продуктов восстановления окислителя облегчает процесс приёма электронов, тем самым усиливая окислительные свойства и ослабляя восстановительные; • 13. Восстановительные свойства усиливаются в щелочных средах и ослабевают в кислых; • 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном пространстве, восстановителей в первую очередь и преимущественно будет реагировать самый сильный; • 15. Восстановительные свойства веществ проявляются только в присутствии окислителей; • 16. С увеличением температуры восстановительные свойства ослабевают; • 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их окислительно-восстановительные свойства; • Характеристика общих свойств окислителей • 1. Основная функция окислителей – приём электронов; • Принимая электроны, окислитель образует восстановленные формы – восстановители; • 2. Соединения с максимальной степенью окисления элемента – только окислители; • 3. Самый сильный окислитель в ПСЭ среди простых веществ – фтор; • 4. Соединения в средней степени окисления проявляют двойственные редокс-свойства; • 5. Сила окислителей – неметаллов может быть оценена по ряду активности (или электроотрицательностей) неметаллов; • 6. Более активные неметаллы, стоящие в ряду активности левее могут вытеснять менее активные неметаллы (стоящие правее) из их соединений; • 7. В главных подгруппах ПСЭ сверху вниз окислительные свойства элементов ослабевают; • 8. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов ПСЭ окислительные свойства элементов усиливаются; • 9. С увеличением радиусов атомов их окислительная способность ослабевает; • 10. Чем больше положительный заряд частицы, тем сильнее её окислительная способность; • 11. Сила окислителя обусловливается долей «неметалличности», привнесённой в молекулу или ион ковалентными связями. Чем больше доля «неметалличности», тем сильнее окислительные свойства. • 12.Образование нерастворимых или газообразных продуктов восстановления окислителя облегчает процесс приёма электронов, тем самым усиливая окислительные свойства; • 13. Окислительные свойства усиливаются в кислых средах и ослабевают в щелочных; • 14. Из нескольких, присутствующих в реакционном пространстве, окислителей в первую очередь и преимущественно будет реагировать самый сильный; • 15. Окислительные свойства веществ проявляются только в присутствии восстановителей; • 16. С увеличением температуры окислительные свойства усиливаются; • 17. Нестабильность молекулы или иона усиливает их окислительные свойства; • 18.Количественно окислительно-восстановительная способность частиц оценивается величиной окислительного потенциала Е,В, который характеризует силу притяжения чужих электронов и одновременно удерживания своих. Чем более положительное значение имеет окислительный потенциал, тем сильнее окислитель. Для восстановителей характерны низкие значения окислительных потенциалов. • 19. В кислых средах окислительные потенциалы увеличиваются, в щелочных падают. Перевод элемента-окислителя в осадок или связывание его в комплекс снижает окислительный потенциал . • 20.С увеличением температуры окислительные потенциалы возрастают. • СФОРМИРУЕМ РЯДЫ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ АКТИВНОСТЕЙ • СЛОЖНЫХ ЧАСТИЦ-ОКИСЛИТЕЛЕЙ И • ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ В КИСЛЫХ И ЩЕЛОЧНЫХ СРЕДАХ. Окислительная активность в кислой среде в ряду кислородсодержащих окислителей уменьшается слева направо: • MnO42-/MnO2, O3/O2, S2O82-/2SO42-, Co3+/Co2+, NaBiO3/BiO+, H2O2/H2O, PbO2/PbSO4, NiO2/Ni2+ 2HClO/Cl2, 2HBrO/Br2, HClO2/Cl-, 2BrO3-/Br2, HClO/ClMnO4-/Mn2+, PbO2/PbO, ClO3-/Cl-, BrO3-/Br-, ClO4-/Cl-, Cr2O72-/2Cr3+, H3VO4/VO2+, VO43-/VO+, MnO2/Mn2+, Fe3O4/3Fe2+, SeO42-/H2SeO3, JO3-/J-, HJO/J-, HNO2/NO, NO3-/NO, NO3-/NO2, H2SeO3/Se Для бескислородных окислителей в кислой среде: Co3+/Co2+, Ce4+/Ce3+, PdCl62-/PdCl42-, AuCl4/AuCl2-, Cu2+/CuJ, Fe3+/Fe2+, PtCl62-/PtCl42- , Cu2+/CuBr, Cu2+/CuCl, Fe(CN)63-/Fe(CN)64Окислительная активность в щелочной среде в ряду кислородсодержащих окислителей уменьшается слева направо: O3/O2, ClO-/Cl-, HO2-/OH-, NO3-/NO2, ClO2-/Cl-, Pd(OH)4/Pd(OH)3, H2AuO3-/Au, ClO3-/Cl-, BrO3-/Br-, MnO4-/MnO2, MnO42-/MnO2, ClO4-/Cl-, BrO3-/Br2, JO-/J-, NiO2/Ni(OH)2, BrO-/Br2, ClO-/Cl2, JO3-/J-, Pb3O4/3PbO, PbO32-/PbO22-, Co(OH)3/Co(OH)2 Восстановительная активность в кислой среде в ряду восстановителей уменьшается слева направо: 2HN3/3N2, H2/2H-, H3PO2/P, Hg2J2/2Hg, HCOOH/HCHO, P/PH3, Sn4+/Sn2+, SO2-4/H2SO3, HCHO/CH3OH, 2NH4+/N2, Hg2Cl2/2Hg, H3PO4/H3PO3, SO42-/H2S, Fe3+/Fe2+. Восстановительная активность в щелочной среде в ряду восстановителей уменьшается слева направо: H2PO2-/P, PO43-/HPO32-, CoS/Co, Sn(OH)62-/HSnO2-, SO42/SO32-, P/PH3, SO42-/S, 2NH4OH/N2, HgS/Hg, CuS/Cu, SO42-/S2-, Fe(OH)3/Fe(OH)2, S/S2-, SeO32-/Se, Cu(NH3)42+/Cu, 2Cu(OH)2/Cu2O, SeO42-/SeO32-, S4O62-/2S2O32-. • Проследим основные закономерности в полученных окислительных и восстановительных рядах сложных частичек. • 1. Окислителей значительно больше, чем восстановителей, что свидетельствует о меньшей устойчивости восстановителей в окружающей среде, где они постоянно подвергаются атаке одного из самых сильных окислителей – кислорода. Восстановителей, которые бы угрожали окислителям в окружающей среде мало – это в основном органические соединения и анион кислорода воды. • 2. Группу самых сильных окислителей в основном образуют d-элементы и тяжёлые р-элементы в несвойственных для них высоких положительных степенях окисления. • Во второй группе сильных окислителей преобладают неметаллы также в несвойственных для них высоких положительных степенях окисления, а также неустойчивые молекулы в промежуточных степенях окисления. • 3. Группу окислителей средней силы составляют в основном переходные металлы (d – элементы) в средних и не очень высоких степенях окисления. • 4.Окислители в кислой среде более активны, чем в щелочной. • 5.Группу очень сильных восстановителей образуют в основном лёгкие р-элементы в отрицательных степенях окисления; в положительных промежуточных степенях окисления они составляют группу восстановителей средней силы. • Слабыми восстановителями являются восстановленные формы переходных металлов (dэлементы); • 6. В щелочной среде окислительная активность падает, а в кислой наоборот - возрастает. • Упражнение 1 Используя составленные нами ряды окислительной и восстановительной активностей сложных частиц, составьте уравнения окислительновосстановительных реакций между выбранными Вами окислителем и восстановителем в заданной Вами же среде. Например: • 1. Для кислой среды выбираем пары JO3-/J- и P/PH3 • JO3- + H+ + nē = J- - окислитель; • PH3 - nē = P + 3H+ - восстановитель. • 2. Уравниваем атомы и проставляем число принятых и отданных электронов, суммируем полученные полуреакции, учитывая электронный баланс. • 1 Ι 3 Ι JO3- + 6H+ + 6ē = J- + 3H2O • 2 Ι 6 Ι PH3 - 3ē = P + 3H+ • JO3- + 6H+ + 2PH3 = J- + 3H2O +2P + 6H+ • Cокращаем частицы, одинаковые в левой и правой части уравнения (6Н+) и получаем ионно-молекулярное уравнение реакции • JO3- + 2PH3 = J- + 3H2O +2P • Для составления молекулярного уравнения подбираем подходящий катион для отрицательно заряженных анионов или анион для положительно заряженных катионов. • KJO3 + 2PH3 = KJ + 3H2O +2P РЕЗЮМЕ: Для составления уравнения реакции между выбранными окислителем и восстановителем необходимо определиться со средой, учесть продукты полуреакции каждого участника, помнить, что окислитель вступает в реакцию своей окисленной формой [O], а восстановитель - восстановленной [B]. Соответственно, окислитель превращается в свою восстановленную форму, а восстановитель – в окисленную. • : • • • • • • • • Для щелочной среды выбираем пары JO3-/J- и PO43-/HPO3 21 I 2 I JO3- + 3H2O + 6ē = J- + 6OH3 I 6 I HPO32- + 3OH- -2ē = PO43- + 2H2O Уравнивание атомов в полуреакциях производим так, чтобы не только соблюдалось равенство атомов, но и сумм зарядов частиц в левой и правой частях полуреакций с учётом принятых и отданных электронов. Учтите, что не может быть так, чтобы в полуреакциях в щелочной среде присутствовал Н+ ,свяжите его с дополнительной группой ОН- в воду. Если же Вам нужен водород, возьмите его из молекулы воды и у Вас останется группа ОН-. JO3- +3 HPO32- + 9OH- + 3H2O = J- + 6OH- + 3PO43- + 6H2O • Сокращаем одинаковые частицы (ОН- и Н2О) в левой и правой частях уравнения, после чего подсчитываем число зарядов частиц до и после реакции. Оно должно быть одинаковым (10- и 10+). • JO3- +3 HPO32- + 3OH- = J- + 3PO43- + 3H2O • Для анионов подбираем подходящие катионы и составляем молекулярное уравнение: • NaJO3 +3Na2HPO3 + 3NaOH = NaJ + 3Na3PO4 + 3H2O • • Самостоятельно сделайте выбор окислителя, восстановителя, среды и, пользуясь составленными рядами окислительной и восстановительной активности, предложите уравнения нескольких окислительно-восстановительных реакций в различных средах. • Упражнения 2 на знание свойств химических веществ и составление уравнений. • Условия: даны ряд веществ. Требуется написать уравнения химических реакций, возможные между этими веществами и продуктами их взаимодействия ,полученными в виде осадков или выделившихся в виде газов . • Определить типы реакций. • 1. HBr, NaMnO4, NaOH, Br2; • 2. KMnO4, H2S, MnSO4, HCl; • 3. KMnO4, H3PO4, K2SO3, H2O, KOH; • 4. KMnO4, K2SO3, BaCl2, HNO3(конц), Cu; • 5. Br2, Zn, Na2Cr2O7, KOH; • • • • • • • • 6. FeCl3, K2Cr2O7, KJ, H2SO4, LiOH; 7. FeCl3, NaJ, Na2SO4, H2SO4, KOH; 8. K2CrO4, HCl, H2S, HNO3; 9. HNO3, Ca, P; 10. HNO3, Na2CO3, FeCl3, Na2S; 11. HNO3(разб.), Mg, N2, NH3; 12. HNO3, CuS, Cu(NO3)2; 13. HNO3(конц.), Al2S3, HCl, C; • Пример решения. Задание 1. • 1.HBr + NaOH = NaBr + H2O – реакция кислотноосновного взаимодействия (протолитическая); • 2. 2NaOH + Br2 = NaBrO + NaBr + H2O – реакция окис• ления-восстановления (диспропорционирования); • 3. 2NaMnO4 + 6HBr = 3Br2 + 2MnO2 +2NaOH + 2H2O – • Окислительно-восстановительная межмолекулярная реакция; • 2 Ι Mn+7 + 3ē = Mn+4 – окислитель; • 3 Ι 2Br- - 2ē = Br2 – восстановитель; • 4. 10 NaMnO4 + Br2 + 12NaOH = • 10Na2MnO4 + 2NaBrO3 + 6H2O – окислительновосстановительная межмолекулярная реакция; • 5. 6NaMnO4 + HBr + 7NaOH = 6Na2MnO4 + NaBrO3 + 4H2O – окис• лительно-восстановительная межмолекулярная реакция. • 6 Ι Mn+7 + ē = Mn+6 – окислитель; • 3 Ι Br- - 6ē = Br+5 – восстановитель. • 6. 2 NaMnO4 + MnO2 + 4 NaOH = 3Na2MnO4 + 2H2O – окислительно – восстановительная реакция синпропорционирования. • 2 I Mn+7 + ē = Mn+6 – окислитель; • Mn+4 - 2ē = Mn+6 – восстановитель; ПОДСКАЗКИ ДЛЯ РЕШЕНИЙ • Вариант 2 – Возможно написание 9 реакций, 2 из которых относятся к реакциям обмена, а 7 к окислительно-восстановительным. Реакция сульфата марганца (+2) с соляной кислотой во внимание не принимается, так как она не доходит до конца и нельзя выделить один из продуктов. Напоминаем, что химические реакции считаются реализованными, когда один из продуктов выводится из сферы реакции в виде осадка, газа или малодиссоциирующего слабого электролита (классический пример - молекулы воды). • Вариант 3. • Возможно написание 13 уравнений реакций, из них 6 с исходными веществами: 3 – окислительновосстановительные в разных средах; 1 – реакция обмена или вытеснения; 2- протолитические ( гидролиза и кислотно-основного взаимодействия). • Из 7 других реакций 4 протекают между заданными веществами и продуктами первичных реакций исходных веществ: из них 3 –окислительновосстановительные и 1 – кислотно-основного взаимодействия. • Три следующие реакции протекают между исходными веществами и продуктами вторичных реакций: из них 2 реакции образования кислых солей и одна – окислительно-восстановительная. Реакции,продукты которых нельзя разделить во внимание не принимаются. • Вариант 4. Возможно написание не менее 16 –ти реакций, из них 9- между исходными веществами, причём 2 из них с участием 3-х заданных реагентов, а 7 – с двумя реагентами. По типу реакций 6 из них – окислительно-восстановительные (ОВР), 1 - ОВР с последующим осаждением одного из продуктов и 2реакции обмена (осаждения). • С исходными веществами и продуктами первичных реакций можно записать 7 уравнений. Из них 1 – ОВР (соединения), 3 – межмолекулярные ОВР, 1 – реакция обмена между солями и ещё 1 – реакция продукта с двумя исходными веществами. • Ещё одна ОВР протекает между исходными веществами и продуктом вторичной реакции. • Примечание Чтобы уравнять 2 из возможных реакций необходимо будет представить элемент с полученной степенью окисления в разных формах, например, 2Mn+4 в форме K2MnO3 и MnO2 или, если не хватает катионов, то часть реагента можно взять в избытке, но этот избыток не задействовать в ОВпревращении, например, 2S+4 = S+6 и SO2. • 2KMnO4 + 3Cu = 3CuO + MnO2 + K2MnO3 • 2CuCl2 + 2K2SO3 – Cu2Cl2 + K2SO4 + 2KCl + SO2 • Вариант 5. Возможны не менее 10 реакций, из них 6 между исходными веществами , 5 из которых ОВР ( 1-соединения, 2-диспропорционирования, 1вытеснения и 1-пассивации металла, с образованием смеси оксидов трёхвалентного хрома и цинка , а также цинката щелочного металла). 6-я реакция – мономеризации аниона- димера. • Исходные вещества с продуктами первичных реакций дадут 2 уравнения – одно ОВР и другое – обмена. • Исходные вещества с продуктами вторичных реакций дадут ещё 2 уравнения – одно кислотноосновного взаимодействия, другое- ОВР в среде КОН. • Составление уравнений окислительно – восстановительных реакций • Методом электронного баланса при количестве участников более 2-х • И методами кислородного и • водородного балансов УПРАЖНЕНИЕ 3: СОСТАВЬТЕ И УРАВНЯЙТЕ РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ЖЕЛЕЗА С РАЗБАВЛЕННОЙ HNO3, ЕСЛИ ПРИ ЭТОМ ВЫДЕЛЯЮТСЯ NO И NO2, ПРИЧЕМ КОЛИЧЕСТВО NO2 В 2 РАЗА БОЛЬШЕ, ЧЕМ NO . Fe + HNO3(разб)= 2 NO2 + NO + Fe(NO3)3 • Для подбора коэффициентов составляем электронные уравнения: ∑ 5 Fe0 – 3 e→ Fe+3 I 3 3 N+5 + 2e→ 2N+4 I 2 3 N+5 + 3e→ N+2 I 3 • Суммируем электронные уравнения с учетом коэффициентов 5Fe0+ 9N+5 = 5Fe+3+ 6N+4+3N+2 • Расставляем основные коэффициенты в уравнении, учитывая, что изменили степень окисления 9N+5 , но еще кислота требуется на образование соли: 5Fe 0+ HNO3(разб)= 6 NO2 + 3NO + 5Fe(NO3)3 + H2O • После чего определяем в правой части число атомов азота, ставим коэффициент 24 перед HNO3, после чего уравниваем водород, ставя перед водой коэффициент 12 5Fe 0+24 HNO3(разб)= 6 NO2 + 3NO + 5Fe(NO3)3 + 12H2O УПРАЖНЕНИЕ 4: УСТАНОВЛЕНО, ЧТО ПРИ РЕАКЦИИ ЖЕЛЕЗА С АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ В СМЕСИ НИТРОЗНЫХ ГАЗОВ СОДЕРЖАТСЯ 3 ОКСИДА В СООТНОШЕНИИ NO2:NO:N2O = 1:2:3 СОСТАВЬТЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ПОДБЕРИТЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ, ИСПОЛЬЗУЯ МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА И УРАВНЯЙТЕ ЕГО. 1.Составляем проект уравнения реакции с учетом соотношения образующихся газов: Fe + HNO3= 3 N2О+ 2NO + Fe(NO3)3 + NO2 2. СОСТАВЛЯЕМ ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ ДЛЯ ЭЛЕМЕНТОВ, ИЗМЕНЯЮЩИХ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ И НАХОДИМ ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ ∑31 3 3 3 Fe0 – 3 e→ Fe+3 N+5 + e→ N+4 2N+5 + 6e→ 2N+2 6N+5 + 24e→ 6N+1 I 3 I 1 I 6 I 24 3.ПРОСТАВЛЯЕМ В УРАВНЕНИЕ ОСНОВНЫЕ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА 31Fe0 + HNO3= 9 N2О+ 6NO +31Fe(NO3)3 + H2O+3 NO2 4.НАХОДИМ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ МАТЕРИАЛЬНОГО БАЛАНСА. • Сначала подсчитываем число атомов азота в правой части уравнения и полученный коэффициент ставим перед формулой азотной кислоты – это 120. Затем ставим коэффициент перед формулой воды, т.к. число атомов водорода в левой части уравнения мы определили – это 60. 31Fe0 +120 HNO3= 9 N2О+ 6NO +31 Fe(NO3)3 + 60H2O+3 NO2 УПРАЖНЕНИЕ 5 : СОСТАВИТЬ УРАВНЕНИЕ, ПОДОБРАТЬ КОЭФФИЦИЕНТЫ И УРАВНЯТЬ РЕАКЦИЮ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ КОНЦ. HNO3 С СУЛЬФИДОМ МЫШЬЯКА (+3). As2S3 + HNO3 = H3AsO4 + H2SO4 + NO • Составляем уравнения электронного баланса: 3 2As+3 - 4e→ 2As+5 3 3S-2 - 24e→ 2S+6 ∑ 28 N+5- 3e→ 2N+2 3 A 𝒔2S3 + 28HNO3 = 6H3A𝒔O4 + 9H2SO4 + 28NO • Подсчитываем атомы Н справа – их 28, и слева – их 36. Справа не хватает 4х атомов, поэтому мы дописываем в левую часть уравнения молекулы H2O. 3 As2S3 + 28HNO3 +4 H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO Упражнение 6. Усложним нашу задачу. • Руду, содержащую пирит FeS2 и оксид железа (2+) FeO в соотношении 3:1 разложили азотной кислотой. • Установите природу выделившихся газов, их соотношение, составьте суммарное уравнение реакции и уравняйте его. • Составляем реакцию взаимодействия компонентов руды. FeS2 + HNO3(конц) →Fe( NO3)3 + NO + H2SO4 • Составляем электронный баланс: 3 Fe+2 – 1 e → Fe+3 3 S-2 - 14e → 2S+6 ∑15 N+5 + 3e → N+2 • Проставляем основные коэффициенты для электронного баланса веществ в уравнении, исключая HNO3, так как она расходуется и на окисление и на образование соли, т.е. её коэффициент учитывает и материальный и электронный балансы атомов в уравнение 3FeS2 + HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4 • Подсчитываем число атомов азота в правой части уравнения и ставим коэффициент перед HNO3 - это 24 и в правой – 12. Справа не достает 12 атомов Н, поэтому дописываем туда 6 молекул H2O. 3FeS2 +24 HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4+ 6H2O • Проведем проверку правильности уравнивания, подсчитывая число атомов кислорода слева и справа – их 72. • Составляем схему уравнения реакции окисления FeO FeO+HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ H2O • Подбираем коэффициенты и уравниваем уравнение 3 1 Fe+2 – 1 e→ Fe+3 N+5 + 1e→ N+4 • Коэффициенты для электронного баланса найдены, а суммарный коэффициент HNO3, учитывающий и электронный и материальный балансы будет равен 4. FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ H2O • Уравниваем водород и проверяем правильность коэффициентов по кислороду. FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ 2H2O • Теперь складываем оба полученных уравнения, учитывая соотношение FeS2 : FeO = 3:1 3FeS2 +24 HNO3(конц) → 3Fe( NO3)3 + 15NO + H2SO4 +6 H2O FeO + 4HNO3 = Fe( NO3)3 + NO2+ 2H2O _____________________________________________________________________________________ 3FeS2 * FeO +28 HNO3 → 4Fe( NO3)3 + 15NO + 6 H2SO4 + 8 H2O+ NO2 • Ответ: В составе нитрозных газов будут присутствовать NO и NO2 в соотношении 15:1 Использование метода кислородного баланса при уравнивании окислительно-восстановительных реакций органических веществ. В реакциях окисления органических веществ одним из участников процесса всегда является окислитель [O]- условный атом кислорода. Поэтому основные коэффициенты определяются его количеством до и после реакции. В реакции восстановления органических веществ вторым участником процесса является восстановитель [H]- условный атом водорода. Поэтому основные коэффициенты удобно определять по водороду Б) Восстановитель – это акцептор [O]. Упражнение 7: Уравняйте реакцию окисления глицерина в сернокислом растворе K2Cr2O7 при нагревании, где окисление органического вещества протекает до альдегида. 1.Записываем схему взаимодействия веществ HOCH2- CHOH-CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 = HOCH2CHOH-CHO + Cr2(SO4)3 2. Составляем уравнение кислородного баланса, исходя из правил: А) Окислитель – поставщик [O] Б) Восстановитель - акцептор [O] • 1 Ι K2Cr2O7 + H2SO4 = 3[O]+ K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + 4 H2O 3 Ι C3H8O3 +[O] = C3H6O3 + H2O Подбираем коэффициенты так, чтобы число отданных [O] было равно числу принятых [O], суммируем полуреакции окислителя и восстановителя, при этом [O] в левой и в правой части уравнения сокращаются 3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3 C3H6O3+ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O Упражнение 8: Теперь уравняем это уравнение методом «водородного баланса», исходя из правил : А) Восстановитель - поставщик [H]. Б)Окислитель – акцептор [H]. Восстановителем всегда является органическое вещество. 1 2 K2Cr2O7 + H2SO4 + 6[H]= K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + 7 H2O 3 6 C3H8O3 = C3H6O3 + [H] Место для формулы. Суммируем обе реакции полуреакции, подбирая коэффициенты так, чтобы число принятых [H] было равно числу отданных. При этом [H] в левой и правой части суммарного уравнения должны сократиться. Примечание: При подборе коэффициентов кислородного баланса вначале уравниваются • катионы, затем кислотные остатки, затем атомы кислорода, связанные в воду, и наконец восстановитель [H]. 3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 +6[H] = 3 C3H6O3+ Cr2(SO4)3 + K2 SO4 + 7H2O + 6[H] Затем сокращаем [H] слева и справа и получаем : 3C3H8O3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3 C3H6O3+ Cr2(SO4)3 + K2 SO4 + 7H2O Упражнение 9: Предлагаем самостоятельно для закрепления материала методами кислородного и водородного балансов уравнять следующие реакции: Окисление CH3C(CH(CH3)2) = CHCH(OH)CH3 дихроматом калия в сернокислой среде. Окисление симм-диизопропил этилена в щелочной среде перманганатом калия. Окисление метилэтилизопропилметанола до соответствующих карбоновых кислот и кетона в сернокислой среде оксидом хрома (+6). Решение: Третичный атом углерода, при котором стоит гидроксогруппа содержит радикал метил, окисляющийся до метановой кислоты, радикал этил, окисляющийся до этановой кислоты и радикал изопропил, окисляющийся до ацетона. Сам третичный атом углерода образует метановую кислоту. Итак, схема превращения исходного вещества в продукты выглядит так: (CH3)(CH5)( CH(CH3)2)COH = 2HCOOH + CH3COOH + (CH3)2CO ЗАПИСЫВАЕМ СХЕМУ ПРЕВРАЩЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКОГО ВЕЩЕСТВА В БРУТТО-ФОРМУЛАХ С УЧЕТОМ [O] СОГЛАСНО МЕТОДУ КИСЛОРОДНОГО БАЛАНСА, УРАВНИВАЕМ КОЛИЧЕСТВО АТОМОВ В СХЕМЕ СЛЕВА И СПРАВА. ЗАТЕМ СУММИРУЕМ ОБЕ СХЕМЫ, ПОДБИРАЯ КОЭФФИЦИЕНТЫ ДЛЯ СХЕМ ТАК, ЧТОБЫ ЧИСЛО [O] В ОБЕИХ СХЕМАХ БЫЛО ОДИНАКОВЫМ. • 1 2C7H16O + 15[O] = 4 CH2O2 + 2C2H4O2 + 2C3H7O2 + H2O • 5 2CrO3 + 3H2SO4 = 3[O] + Cr2(SO4)3 +3 H2O • 2C7H16O + 10CrO3 + 15 H2SO4 = 4 CH2O2 + 2C2H4O2 + 2C3H7O2 +16 H2O + 5 Cr2(SO4)3 Метод кислородного баланса удобно использовать для составления окислительно – восстановительных реакций сложных объектов, когда затруднительно бывает установить степени окисления элементов в объекте. Примером может служить процесс растворения золотой руды в царской водке. Схема процесса:: Au2O3 * Au2S3 + HCl + HNO3→ H [AuCl4] + NO2 + H2SO4 + H2O 1 Au2O3 * Au2S3 + 16HCl + 12[O] =4 H [AuCl4] + 3H2SO4 + 3H2O 12 2HNO3= [O]+ NO2 + H2O Au2O3 * Au2S3 + 16HCl + 24HNO3→ 4H[AuCl4] +24 NO2 + 3H2SO4 +15 H2O Резюме: В основе всех методов уравнивания посредством баланса реагирующих частиц лежит закон сохранения количества этих частиц ( атомов , электронов, нуклонов), принимающих участие в реакциях.